UNIDAD III
ENLACE QUÍMICO
Los elementos forman compuestos, los compuestos son sustancias que se pueden descomponer en dos o más sustancias sencillas (elementos) por medios químicos.
Un cambio químico es el que transforma los elementos en compuestos. Esto es el resultado de las combinaciones de los átomos, uno da electrones, otro los recibe y se forma una nueva sustancia.
TIPOS DE ENLACES
Los átomos están unidos por fuerzas al constituir un compuesto, estas fuerzas son los enlaces químicos.
La mínima unidad que presenta las propiedades de un compuesto es la molécula. Esta mínima unidad se refiere a la masa.
Las moléculas de los compuestos se representarán por fórmulas, es decir, representaciones por medio de símbolos y números que indican la clase y número de átomos que se combinan.
Ejemplos: Las columnas siguientes muestran las fórmulas de algunos compuestos.
HCl ácido clorhídrico NaCl cloruro de sodio
H2O agua BaCl2 cloruro de bario
NH3 amoníaco AlCl3 cloruro de Aluminio
CH4 metano CCl4 tetracloruro de carbono
Los enlaces a estudiar son:
Iónico No polar
Enlaces Covalente Polar
Metálico Coordinado
Puente de hidrógeno
3.1 El modelo de enlace iónico
ENLACE IÓNICO, SALINO O ELECTROVALENTE
Naturaleza del enlace. Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no-metales por transferencia de electrones del átomo metálico al más electronegativo (el no metálico). En esta transferencia se forman iones que después se atraen fuertemente por diferencia de cargas eléctricas.
3.1.1 REGLA DEL OCTETO
La tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico, es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones tal, que adquieran configuración semejante a la de un gas noble. Como los gases nobles terminan su configuración electrónica en s2 con un total de ocho electrones, los otros elementos ganarán o perderán electrones hasta quedar con esa cantidad en su capa externa. Esto se conoce como la regla del octeto.
3.1.2. ESTRUCTURA DE LEWIS
Gilberfc N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a fin de visualizar la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico, cuando los átomos se unen.
Ejemplos;
Se observa que los gases nobles tienen completo su octeto, que el oxigeno y el cloro ganarán electrones para completarlo y el sodio o el calcio los perderán.
El hidrógeno completará dos electrones pareciéndose al Helio.
Son excepciones a la regla del octeto los elementos del segundo período tales como Be, B y los de sus respectivos grupos, ya que el berilio completa sólo cuatro electrones y el boro completa seis, al combinarse.
Otras excepciones son para el fósforo o para el azufre que ganan a completar 10, 12 y hasta 14 electrones.
3.1.3 Formación de iones y las propiedades periódicas
Dos de las propiedades periódicas de los elementos son la energía de ionización y la afinidad electrónica.
AFINIDAD ELECTRÓNICA
Cuando un elemento en estado gaseoso capta un electrón hay variación de energía. Esta variación de energía se llama afinidad electrónica. En general la afinidad electrónica es mayor para los no metales. La facilidad con que los elementos captan electrones, es consecuencia de la configuración electrónica, siendo mucho mayor para los elementos situados cerca de los gases nobles.
POTENCIAL O ENERGÍA DE IONIZACIÓN (P.l.)
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso. El P.l. aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y dé izquierda a derecha en un período. Siendo los metales alcalinos los de menor P.l. y los gases nobles los de mayor P.l.
Este P.l. se mide en electrón-voltios o en Kcal. por mol.
Ejemplos:
Na Na + + le- P.I. = 5.16 eV
Mg Mg++ +2e- P.I. = 22.7 eV
Ne Ne + + le- P.I. = 21.5 eV
Al Al + + + +3e- P.I. = 53.2 eV
ELECTRONEGATIVIDAD
Es una medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un átomo cuando forma parte de un enlace químico. Su unidad es el Pauling ya que fue Linus C. Pauling quien estableció esta escala. En un grupo la electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba y en un periodo, aumenta de izquierda a derecha. Así, el elemento más electronegativo es el flúor (4.0), le sigue el oxígeno (3.5), luego el cloro (3.0), etcétera.
El elemento más electropositivo es el francio con 0.7 pauling. Con esta propiedad, la electronegatividad, se puede saber si un átomo cede o gana electrones a otro átomo. El átomo del elemento más electronegativo gana electrones al menos electronegativo.
Así, toda la tabla periódica cede electrones al oxígeno, excepto el flúor, ya que el oxígeno cede electrones al flúor.
Entre el cloro y la plata, el primero gana electrones y queda con carga negativa. Pero entre el cloro y el oxígeno, el cloro pierde electrones y queda con carga positiva.
Formación de iones
Dado que las electronegatividades de los átomos participantes son muy diferentes, existe una alta diferencia de electronegatividades que en promedio es de 1.7 o mayor.
Ejemplo ilustrativo:
En la formación del cloruro de sodio:
El cloro es un elemento del grupo VII y con electronegatividad de 3.0 pauling. El sodio es un elemento del grupo I y con eletronegatividad de 0.9 pauling.
( llevándose acabo con una energía de ionización)
Al formarse los iones la nube electrónica del sodio se ve disminuida mientras que la del cloro se ve incrementada, luego se unen y forman el compuesto o producto que es una sal.
Energía de = - 98.3Kcal
enlace
El sodio finalmente queda como
ls2 2s2 2p6 3s° = Na + (catión)
El cloro queda como
ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 = Cl- (anión)
El signo (-) para la energía de enlace indica que se desprende esa cantidad de calor. Esa cantidad corresponde a 1 mol del compuesto. Un mol es una cantidad numéricamente igual a su peso molecular (suma de pesos atómicos de los átomos participantes) y se expresa en gramos.
Cálculo de la diferencia de electronegatividades:
d.E. = electronegatividad del átomo electronegatividad
más electronegativo - del átomo menos
electronegativo
d.E. = 3.0 - 0.9 = 2.1 pauling > a 1.7 se trata de
Cl Na un enlace iónico
3.1.4 Propiedades de los compuestos con este tipo de enlace
• Su estado físico es sólido y pueden ser duros o frágiles.
• Sus puntos de fusión y ebullición son altos.
• Fundidos o en solución acuosa son conductores de la
corriente eléctrica.
• Son solubles en solventes polares.
• En solución son químicamente activos.
• La forma del cristal es geométrica, (cúbica, rómbica, hexagonal).
• No se forman verdaderas moléculas sino redes cristalinas.
Ejemplos de substancias que presentan este tipo de enlace:
Las sales inorgánicas y los óxidos inorgánicos, donde existe un metal y un no metal, como NaCl, CaF2. K2O, BaS.
Como se ve, se unen elementos de los grupos I y II con elementos de los grupos VII y VI.
El carácter iónico del enlace disminuye conforme se van acercando los átomos que participan, según los grupos de la tabla periódica.
Por ejemplo;
cloruro de bromuro de óxido sulfuro de
aluminio zinc ferroso mercurio
A1Cl3 ZnBr2 FeO HgS
d.E. 1.5 1.2 1.7 0.6
3.2 El modelo de enlace covalente
ENLACE COVALENTE
Este tipo de enlace se efectúa entre elementos de alta electronegatívidad, es decir, entre no metales y siempre por compartición de pares de electrones. Se distinguen tres tipos de covalencia: polar, no polar y coordinada.
ENLACE COVALENTE NO POLAR, PURO U HOMOPOLAR
Naturaleza del enlace. Se tiene cuando dos átomos de un mismo elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia de electronegatividad es cero.
Ejemplos ilustrativos:
Otras moléculas: flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), yodo (I2)
ENLACE COVALENTE POLAR O HETEROPOLAR
Naturaleza del enlace. Cuando dos átomos no metálicos de diferentes electronegatividades se unen, comparten electrones pero la nube electrónica se deforma y se ve desplazada hacia el átomo de mayor electronegatividad, originando polos en la molécula, uno con carga parcialmente positiva y el otro con carga parcialmente negativa.
En general, la diferencia de electronegatividades es menor a 1.7. Existen casos como el HF que se considera un enlace iónico propiamente, pero es covalente por ser dos átomos no metálicos.
Ejemplos:
Formación de la molécula de fluoruro de hidrógeno.
Formación de la molécula de cloruro de hidrógeno.
Otras substancias con este tipo de enlace:
H20, HBr, PCl3, SO2, NH3, H2SO4, HNO3, CH3COOH
ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO
H2SO4 N - NO3
Ácido sulfúrico ácido nítrico
La coordinación de los electrones entre átomos, o bien, de qué átomo a qué átomos van los electrones compartidos se indica con una flecha.
3.2.2. Geometría molecular y polaridad
Una molécula puede ser polar o no, según su geometría y no su tipo de enlace.
El hecho de presentar polaridad le hará ser atraída por campos magnéticos o ser soluble en solventes polares, conduciendo la corriente eléctrica.
Ejemplos de moléculas no polares: H2, CH4. CO2, CCl4, BF3.
Obsérvese que en el caso del hidrógeno su enlace es no polar.
Para el metano se puede calcular la diferencia de electronegatividades de los átomos C—H y resulta ser de 0.4 pauling.
¿Cómo podemos determinar si una molécula es polar o no? Una forma es conocer la geometría de la molécula; es decir “la representación tridimensional o disposición en el espacio de los átomos que la constituyen”.
Esta geometría se puede determinar mediante el modelo de Repulsión de Pares de Electrones de la capa de valencia (RPECV).
El modelo se basa en la idea de que las repulsiones entre los pares de electrones de enlace y los pares solitarios de un átomo controlan los ángulos entre los enlaces de ese átomo con los átomos que lo rodean.
La disposición geométrica de los pares de electrones se predice con base en sus repulsiones, y la geometría de la molécula depende del número de pares solitarios y pares de enlace.
Al representar la geometría de una molécula, se representa también el ángulo de enlace:
Lineal (180), Triangular plana (120), Tetraédrica (109.5), Bipiramidal triangular (120, 90), Octaedrica (90).
Sin embargo la molécula es no polar por su geometría, existiendo una distribución uniforme de electrones en el exterior de la molécula y esta distribución ocurre a pesar del número de enlaces y su dirección en el espacio.
La misma situación es para el tetracloruro de carbono CCl4
metano tetracloruro de carbono
d.E. = 0.4 (enlace polar) d.E. == 0.5 (enlace polar)
Molécula no polar Molécula no polar
La geometría del bióxido de carbono le hace ser una molécula lineal y por tanto no polar.
Bióxido de carbono
d.E. = 1.0 (enlace polar)
Molécula no polar
Para el trifluoruro de boro, la geometría corresponde a un triángulo equilátero, por tanto, la molécula es no polar.
trifluoruro de boro
d.E. = 2.0 (enlace polar)
Molécula no polar
Algunas moléculas polares son:
HO2, HCl, NH3, PH3.
En estas moléculas su geometría permite distinguir una región más negativa que otra, presentándose un dipolo (dos polos: + y —).
Para el agua H2O Para el ácido clorhídrico HCl
d.E. = 1.4 (enlace polar) d.E. = 0.9 (enlace polar)
Molécula polar Molécula polar
Geometría: tetraedro Geometría: lineal
Para el amoníaco NH3 Para la fosfina PH3
d.E. == 0.9 (enlace polar) d.E. = O (enlace no polar)
Molécula polar Molécula polar
Geometría: tetraedro Geometría: tetraedro
3.2.3 Propiedades de los compuestos covalentes
ENLACE COVALENTE NO POLAR, PURO U HOMOPOLAR
Propiedades de las substancias con este tipo de enlace
• Moléculas verdaderas y diatómicas (con dos átomos).
• Actividad química, media.
• Baja solubilidad en agua.
• No son conductores del calor o la electricidad.
• Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como sólidos ó líquidos.
ENLACE COVALENTE POLAR O HETEROPOLAR
Propiedades de las substancias con este tipo de enlace
• Moléculas que existen en los tres estados físicos de agregación de la masa.
• Gran actividad química,
• Solubles en solventes polares.
• En solución acuosa son conductores de la electricidad.
• Sus puntos de fusión y ebullición son bajos, pero más altos que los de las substancias no polares.
3.3 El modelo de enlace metálico
ENLACE METÁLICO
Este enlace se presenta en los metales y aleaciones al constituir cristales metálicos.
Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como el cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse a través de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos dan lugar a las propiedades características de los metales.
Hoy se acepta que el enlace metálico no es precisamente entre átomos, sino un enlace entre cationes metálicos y sus electrones. El modelo más sencillo para explicar este tipo de enlace propone un ordenamiento de cationes en un “mar” de electrones de valencia.
Naturaleza del enlace. Red cristalina de iones metálicos (elementos muy electropositivos) y en ella los electrones de valencia se intercambian rápidamente.
Ejemplos de substancias que lo presentan: todos los metales, Au, Na, Fe, aleaciones como los aceros, amalgamas de mercurio, Cu, y sus aleaciones Cu — Zn, Cu — Ni, Cu — Sn, etcétera.
Propiedades derivadas de este tipo de enlace.
Puntos de fusión y ebullición generalmente elevados, brillo metálico, tenacidad, dureza, maleabilidad (laminados, estiraje, doblado), ductilidad (hilos, alambres), alta conductividad térmica y eléctrica.
Otra forma de describir el enlace metálico es la existencia de iones positivos en un "mar o gas electrónico" debido a la movilidad de los electrones. Esta movilidad explica la conducción eléctrica, térmica y la maleabilidad.
Conductividad eléctrica.- Para explicar la conductividad eléctrica, se utiliza el modelo del gas de electrones. En este modelo se considera que los electrones más alejados del núcleo están deslocalizados, es decir, que se mueven libremente, por lo que pueden hacerlo con rapidez, lo que permite el paso de la corriente eléctrica.
Maleabilidad y ductibilidad.- Estas propiedades se deben a que las distancias que existen entre los átomos son grandes; al golpear un metal, las capas de átomos se deslizan fácilmente permitiendo la deformación del metal, por lo que pueden laminarse o estirase como hilos.
Aplicaciones industriales de los metales derivadas de su tipo de enlace. Por su ductilidad y conductividad térmica tienen amplia aplicación como cables y alambres de diferentes diámetros; por su maleabilidad se tienen las láminas y hojas para cubiertas; por su dureza y tenacidad se les emplea en la fabricación de herramientas, utensilios, piezas mecánicas, etc.
3.4 Fuerzas intermoleculares
En los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de fuerzas:
_ Interiónicas
_ Intramoleculcares
_ Intermoleculares
Fuerzas interiónicas.- Son las que se dan entre iones. Son las más intensas ya que son de tipo electrostático, aniones y cationes que se atraen entre sí. A esto se deben los altos puntos de fusión de los compuestos iónicos.
Fuerzas intramoleculares.- Son las que existen entre los átomos que forman una molécula.
Fuerzas intermoleculares.- Son mucho más débiles que las intramoleculares. Son las fuerzas que unen a las moléculas. También se conocen como fuerzas de van de Waals, en honor al físico holandés Johannes van der Waals, porque fue el primero en poner de relieve su importancia.
Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad son:
_ Puentes de hidrógeno
_ Fuerzas dipolares
_ Fuerzas de London
Dipolos inducidos y dipolos instantáneos
Las moléculas polares, que tienen centros separados de carga no equilibrados, reciben el nombre de dipolos.
Si estos dipolos se acercan, el extremo positivo de una molécula atrae al extremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden estar presenta en toda la estructura de un líquido o un sólido.
En general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que se ejercen entre iones, pero más intensas que las de moléculas no polares de tamaño comparable.
La formación de dipolos instantáneos es una característica de la fuerzas de dispersión o de London.
Fuerzas de van der Waals
Con este nombre genérico se designan las fuerzas intermoleculares: los puentes de hidrógeno y las interacciones dipolo-dipolo ya descritas y las fuerzas de London que se tratarán a continuación.
Fuerzas de London
Este tipo de fuerzas también se conocen como fuerzas de dispersión y son las que mantienen unidas moléculas no polares tales como las diatómicas como el Br2, Cl2, H2, etc.
Van der Waals, propuso que en los átomos o moléculas no polares, la distribución electrónica homogénea, no es una característica permanente, ya que el continuo movimiento de los electrones, y la vibración de los núcleos, pueden originar en determinado momento la aparición de zonas con exceso de electrones y otras sin ellos, formando dipolos instantáneos.
FUERZAS DE LONDON | |
En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa). | |
Estas fuerzas de atracción son muy débiles y se denominan fuerzas de London. | |
FUERZAS DIPOLO - DIPOLO INDUCIDO | |
En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido. | |
Así, el agua cuya molécula es un dipolo, produce una pequeña polarización en la molécula no polar de OXÍGENO, la cual se transforma en un dipolo inducido. | |
Esto hace que el OXÍGENO y el DIÓXIDO DE CARBONO, que son no polares presenten cierta solubilidad en solventes polares, como el agua. | |
FUERZAS DIPOLO - DIPOLO | |
Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. | |
Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares. | |
Estas fuerzas de atracción, llamadas dipolo-dipolo, se observan en las moléculas covalentes polares, como el sulfuro de hidrógeno H2S , el metanol CH3OH , la glucosa C6H12O6 , etc. Estas sustancias de elevada polaridad se disuelven en solventes polares tales como el agua. | |
Por ejemplo en la molécula de H2, los dos electrones están en promedio entre los dos núcleos, los cuales los comparten por igual., pero en un instante dado pueden estar éstos en un extremo de la molécula dando origen a dipolos instantáneos, el cual puede inducir un dipolo momentáneo similar en una molécula cercana. Si los electrones de una molécula están en un extremo, los electrones de la siguiente molécula se alejan, dando lugar a una atracción del extremo rico en electrones al extremo pobre en ellos. Estas pequeñas y momentáneas fuerzas se conocen como fuerzas de dispersión o fuerzas de London.
En las moléculas no polares más grandes, las fuerzas de dispersión son mayores, ya que la nube electrónica es mayor y los electrones del nivel más externo están menos sujetos, por esto las moléculas grandes son más polarizables que las pequeñas.
Así por ejemplo, las fuerzas de dispersión del Br2 y el I2 son mayores que las del F2.
Aún cuando las fuerzas de London son débiles, su efecto en conjunto es importante en las sustancias formadas por moléculas no polares grandes.
3.5 Puentes de hidrógeno
Son un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares que contienen átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno. Estás fuerzas son más intensas que las atracciones dipolo dipolo.
En algunas sustancias que contienen HIDRÓGENO, como fluoruro de hidrógeno HF, agua H2O , y amoniaco NH3 , se observa una forma de unión entre sus moléculas, denominada unión puente de hidrógeno. |
En el caso del HF, las moléculas son covalentes polares como consecuencia de la diferencia de electronegatividad que existe entre el hidrógeno y el flúor. |
Esta polarización provoca la atracción de la zona positiva de una molécula con la zona negativa de otra, formando un puente entre ambas moléculas. |
Las moléculas de agua también son dipolos a causa de la diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno, y forman entre ellas uniones puente de hidrógeno. |
3.5.1 Puente de hidrógeno en la molécula del agua.
Un ejemplo lo encontramos en la molécula de agua, donde los electrones de la unión H-O se encuentran fuertemente atraídos por el átomo de oxigeno. Por ello, el núcleo de hidrógeno H+ va a actuar como polo positivo de gran intensidad que establece uniones de tipo electrostático con los átomos de oxigeno de las moléculas cercanas. Gráficamente, la unión del puente de hidrógeno se representa mediante una línea de puntos.
Para pasar del estado sólido al líquido debe suministrarse energía para vencer la fuerza de atracción entre las moléculas. Los puentes de hidrógeno son fuerzas intermoleculares fuertes, por lo que ha medida que el hielo empieza a fundirse a 0°C, algunos de los puentes de hidrógeno se rompen, pero no todos. El requerimiento de energía es mayor que en aquellos compuestos donde no hay puentes de hidrógeno, sino otro de tipos fuerzas intramoleculares, lo cual explica el elevado punto de fusión del agua.
Si elevamos la temperatura del agua líquida a 100°C, disminuye la cantidad de puentes de hidrógeno. Al cambiar su estado de líquido a gaseosos, casi todos los puentes de hidrógeno se rompen. La cantidad de energía para lograr este rompimiento, es mayor que la cantidad de energía requerida por sustancias que no tienen este tipo de enlace entre sus moléculas. Esto explica el elevado punto de ebullición del agua.
Las moléculas de los sólidos siempre están más cercanas que en los líquidos, pero al enfriarse el agua la formación de puentes de hidrógeno entre sus moléculas, da como resultado una estructura con gran cantidad de espació vacío que es la estructura del hielo.
Esta es la razón por la que la densidad del agua sólida es menor que el agua líquido, lo cual es muy conveniente para la conservación de los ecosistemas acuáticos. Si el hielo no flotara sobre el agua se hundiría, y los lagos y mares se congelarían de abajo hacia arriba y ningún ser vivo podría permanecer en esas condiciones.
3.5 Los nuevos materiales
La búsqueda de nuevos materiales es un aspecto muy importante en nuestra sociedad actual. Se llevan a cabo constantes pruebas en busca de materiales que nos permitan mejorar la calidad de vida y permitan la solución de problemas sociales. El gran avance de la tecnología esta muy relacionado con la fabricación de nuevos materiales.
El conocimiento de la forma como los átomos de los elementos se enlazan para formar nuevas sustancias y de cómo esos agregados de átomos interactúan entre sí, ha servido a la humanidad para elaborar nuevos materiales más resistentes y útiles que los obtenidos de productos naturales, tales como medicinas, artículos para el vestido y la limpieza, así como una variedad de productos que han permitido elevar la calidad de vida del hombre.
Principales característica y usos
Dentro de los nuevos materiales se encuentran los superconductores. Lea con atención el siguiente texto:
SUPERCONDUCTORES:
Una nueva frontera
Cuando la corriente eléctrica pasa por un alambre, la resistencia de éste la frena y hace que el alambre se caliente. Para que la corriente continúe fluyendo se debe contrarrestar esta fricción eléctrica añadiendo más energía al sistema. De hecho, a causa de la resistencia eléctrica existe un límite en la eficiencia de todos los aparatos eléctricos.
En 1911, un científico holandés, Heike Kamerlingh Onnes, descubrió que a temperaturas muy frías (cercanas a 0 K), desaparece la resistencia eléctrica. Onnes llamó a este fenómeno superconductividad. Desde entonces los científicos han estado fascinados por el fenómeno. Desafortunadamente, por requerirse temperaturas tan bajas, es necesario helio líquido para enfriar los conductores.
Como el helio cuesta $3.50 dólares por litro, las aplicaciones comerciales de la superconductividad serían demasiado costosas para considerarse.
Por muchos años los científicos tuvieron la convicción de que la superconductividad no era posible a temperaturas más altas (no tanto como 77 K, punto de ebullición del nitrógeno líquido). El primer superconductor de mayor temperatura, desarrollado en 1986, era un superconductor a 30 K. El material era un óxido metálico complejo capaz de tener una estructura cristalina similar a un emparedado, con átomos de cobre y oxígeno en el interior, y de bario y lantano en el exterior.
Los investigadores trataron de inmediato de desarrollar materiales que podrían ser superconductores incluso a temperaturas más elevadas. Para hacerlo recurrieron a sus conocimientos de la tabla periódica y de las propiedades de las familias químicas. Paul Chu, de la Universidad de Houston, Texas, descubrió que la temperatura crítica se podría elevar comprimiendo el óxido superconductor. La presión era demasiado grande para tener utilidad comercial, de modo que Chu buscó otra forma de acercar más las capas. Logró esto reemplazando el bario con estroncio, un elemento de la misma familia con propiedades químicas parecidas pero con menor radio iónico. La idea tuvo éxito: la temperatura crítica cambió de 30 a 40 K.
Después Chu trató de reemplazar el estroncio con calcio (de la misma familia, pero aun menor) lo cual no presentó ninguna ventaja. ¡El nuevo material tenía una temperatura crítica menor! Chu persistió y, en 1987, al sustituir el itrio por lantano (de la misma familia, con menor radio) produjo un nuevo superconductor que tenía una temperatura crítica de 95 K, muy por arriba de 77 K, punto de ebullición del nitrógeno líquido. Este material tiene la fórmula YBa2Cu3O7 , es un buen candidato para aplicaciones comerciales.
Es preciso vencer varias barreras antes que los superconductores tengan un uso amplio. Los materiales desarrollados hasta ahora son quebradizos y se rompen con facilidad, no son maleables ni tienen gran capacidad de conducción de corriente por unidad de área transversal, como la de los conductores convencionales.
Muchos investigadores trabajan actualmente para resolver estos problemas y desarrollar usos potenciales para los superconductores, incluyendo los trenes de levitación de altas velocidades, diminutos motores eléctricos eficientes y computadoras más pequeñas y rápidas.
La nanotecnología puede mejorar hasta 100 veces la actual velocidad de Internet
Investigadores canadienses descubren cómo desarrollar una red basada completamente en tecnologías ópticas
Investigadores canadienses han descubierto que un componente nanotecnológico es capaz de procesar datos y de transportarlos mediante los rayos infrarrojos de los cables de fibra óptica, lo que de aplicarse mejoraría hasta 100 veces la velocidad actual de las conexiones a Internet. El descubrimiento ha permitido una aproximación sin precedentes a los límites teóricos de la mecánica cuántica. Por Eduardo Martínez.
La utilización de las nanotecnologías podría mejorar hasta 100 veces la velocidad actual de las conexiones a Internet, según un estudio desarrollado por investigadores de la Universidad de Toronto.
El Internet que proponen estos investigadores en un artículo publicado en Nano Letters, del que se hace eco un comunicado de la mencionada universidad, se basaría completamente en tecnologías ópticas.
El descubrimiento se basa en la utilización de un rayo láser para controlar y dirigir un segundo rayo láser, lo que se ha conseguido merced al empleo de nanotecnologías.
Hasta ahora, aunque la teoría permitía controlar una fuente de luz a través se una segunda fuente luminosa, era imposible conseguirlo a falta de los materiales adecuados.
Proeza nanotecnológica
Sólo la nanotecnología ha permitido verificar esta hipótesis científica y ha convertido en posible la realización práctica y la aplicación directa de los cálculos de la física fundamental al respecto.
Las investigaciones que han conducido a este hallazgo comenzaron con el estudio de las características ópticas de un material híbrido que había sido obtenido por investigadores de la universidad de Carleton.
El nuevo material está formado por una combinación de moléculas de átomos de carbono, de un nanómetro (millonésima de milímetro) de diámetro, conocidas como buckyballs, y de un polímero (los polímeros son macromoléculas, por lo general orgánicas, formadas por la unión de moléculas más pequeñas llamadas monómeros.
El resultado de esta combinación es una pequeña película lisa y transparente que es capaz de orientar el paso de los fotones en una dirección determinada. Hasta que apareció el trabajo de la Universidad de Carleton no se había conseguido controlar la luz a través de la luz, dificultad conocida como brecha cuántica “Kuzyk” (Kuzyk quantam gap).
Nuevas propiedades
Lo que han hecho los investigadores de la Universidad de Toronto es estudiar las propiedades ópticas de esta nueva sustancia híbrida, lo que les permitió descubrir que es capaz de procesar datos y de transportarlos en ondas de telecomunicaciones, es decir, en infrarrojos de luz, que son los utilizados en los cables de fibra de óptica.
En estas condiciones, los fotones interactúan entre ellos con una intensidad jamás alcanzada que se aproxima a los cálculos teóricos de la mecánica cuántica.
Aplicado a los sistemas de comunicaciones de fibra óptica, este material puede elevar hasta 100 veces las más rápidas velocidades actuales de conexión a Internet, lo que significa una reactividad a las señales emitidas del orden de picosegundos (1 picosegundo = 1 x 10 -12 segundos).
La combinación de los descubrimientos combinados de las universidades de Toronto y Carleton ha permitido así una aproximación sin precedentes a los límites teóricos de la mecánica cuántica.
Nuevos campos
La aproximación nanotecnológica empleada y su aplicación a la ciencia de los materiales ópticos no lineales regidos por los principios de la física cuántica, abre además otros campos al desarrollo de nuevos materiales, según sus creadores.
La primera etapa del desarrollo de las nanotecnlologías ha consistido en la manipulación de átomos de carbono para conseguir dos tipos de estructuras moleculares.
La primera de estas estructuras son las "buckyballs", que consisten en una forma cristalina del carbono con sesenta átomos unidos en una forma esférica como el domo geodésico del arquitecto Buckminster Fuller, que es el que da origen a su denominación.
La segunda estructura nanotecnológica son los "nanotubos", que asocian cadenas de átomos de carbono, y producen un material que resulta ser 100 veces más sólido que el acero y seis veces más ligero. Los nanotubos suelen tener 1 nanómetro de diámetro y 100.000 nanómetros de largo.
